Cuando los gases reales se comportan menos ideales | Química | Khan Academy en Español

Summary

En este video, se explican las suposiciones clave que definen un gas ideal, como la ausencia de interacciones intermoleculares y el volumen despreciable de las moléculas en comparación con el volumen del contenedor. A pesar de que los gases reales no cumplen estas condiciones de manera exacta, estas suposiciones son útiles en condiciones de alta temperatura y baja presión, donde los gases se comportan de manera ideal. Sin embargo, bajo temperaturas bajas y presiones altas, las interacciones intermoleculares y el volumen molecular se vuelven significativos, causando que los gases reales se desvíen del comportamiento ideal y puedan condensarse o licuarse.

Takeaways

• 😀 Un gas ideal se define bajo la suposición de que no existen interacciones intermoleculares, como los puentes de hidrógeno o las fuerzas de van der Waals.
• 😀 Las moléculas de un gas ideal se suponen tan pequeñas que su volumen es despreciable en comparación con el volumen total del contenedor.
• 😀 A pesar de que no existen gases perfectamente ideales, estas suposiciones son válidas bajo condiciones de temperatura alta y presión baja.
• 😀 Las suposiciones sobre los gases ideales son razonables para gases reales a temperaturas relativamente altas y presiones bajas, donde las interacciones intermoleculares son mínimas.
• 😀 Conforme nos acercamos al punto de condensación (temperatura baja o presión alta), los gases reales se desvían más del comportamiento ideal.
• 😀 La ley de los gases ideales establece que la presión por el volumen es igual al número de moles por la constante universal de los gases, multiplicado por la temperatura.
• 😀 Cuando las moléculas de gas se mueven rápidamente a altas temperaturas y presiones bajas, las interacciones intermoleculares son poco significativas.
• 😀 A temperaturas bajas, las fuerzas de atracción entre moléculas, como los puentes de hidrógeno, se vuelven más importantes y pueden modificar el comportamiento del gas.
• 😀 En condiciones de temperatura baja, la presión de un gas real será más baja que la de un gas ideal, debido a que las moléculas se agrupan y se atraen entre sí.
• 😀 A presiones muy altas, el volumen de las moléculas de gas real se vuelve relevante, lo que provoca que el volumen total de un gas real sea mayor que el de un gas ideal bajo la misma presión.

Q & A

¿Qué suposiciones clave definen a un gas ideal?

Las suposiciones clave de un gas ideal son: 1) No existen interacciones intermoleculares, como puentes de hidrógeno o fuerzas dipolo-dipolo. 2) El volumen de las moléculas de gas es despreciable en comparación con el volumen del contenedor.

¿Por qué las interacciones intermoleculares son despreciables en los gases ideales?

En los gases ideales, se asume que las moléculas se mueven con gran rapidez y se encuentran muy separadas, por lo que las interacciones entre ellas, como los puentes de hidrógeno o las fuerzas dipolo-dipolo, no tienen un impacto significativo.

¿Cómo afectan las altas temperaturas a las interacciones intermoleculares en los gases reales?

A temperaturas altas, las moléculas se mueven rápidamente, lo que reduce la oportunidad de que se den interacciones intermoleculares. Por lo tanto, el comportamiento de los gases reales puede aproximarse al comportamiento de un gas ideal.

¿Qué ocurre con los gases reales a bajas temperaturas?

A bajas temperaturas, las moléculas se mueven más lentamente, lo que permite que las interacciones intermoleculares, como los puentes de hidrógeno o las fuerzas de Van der Waals, se vuelvan significativas. Esto hace que el gas real se desvíe de la ley de los gases ideales.

¿Qué sucede cuando la presión de un gas real es alta?

A presiones altas, las moléculas de gas están muy cerca unas de otras, lo que hace que el volumen de las moléculas no sea despreciable en comparación con el volumen del contenedor. Esto provoca que el gas real se desvíe del comportamiento de un gas ideal.

¿Por qué el volumen de un gas real es mayor que el de un gas ideal a alta presión?

A alta presión, las moléculas de gas se agrupan más, lo que hace que el volumen de las moléculas sea relevante. En un gas ideal, se supone que el volumen de las moléculas es despreciable, pero en gases reales, este volumen tiene un impacto significativo.

¿Qué ocurre cuando un gas se acerca al punto de condensación?

Cuando un gas se acerca al punto de condensación, su temperatura baja y/o su presión aumenta, lo que permite que las fuerzas de atracción intermoleculares se vuelvan más importantes. En este punto, el gas se comporta cada vez menos como un gas ideal.

¿Por qué se supone que los gases ideales no tienen volumen molecular?

Se supone que los gases ideales no tienen volumen molecular porque sus moléculas son extremadamente pequeñas en comparación con el volumen del contenedor. Esta suposición simplifica el modelo y es válida en condiciones de baja presión y alta temperatura.

¿Cuándo es razonable aplicar la ley de los gases ideales a los gases reales?

La ley de los gases ideales es razonable cuando los gases están a altas temperaturas y bajas presiones. Bajo estas condiciones, las moléculas se mueven rápidamente y las interacciones entre ellas son mínimas.

¿Qué ocurre con la presión de un gas real a baja temperatura en comparación con un gas ideal?

A baja temperatura, la presión de un gas real será menor que la de un gas ideal. Esto se debe a que las moléculas se mueven más lentamente y tienen más oportunidad de interactuar entre sí, lo que reduce la cantidad de colisiones con las paredes del recipiente y, por lo tanto, la presión.